FECHA: 7/10/17
ESTUDIANTE: Gabriel Valverde Beita
ASISTENTE: Carolina Ardón
CARNÉ: B77887
GRUPO: 01
ÁCIDOS, BASES, SALES
INTRODUCCIÓN
Arrhenius vio relacionado el comportamiento ácido al observar iones H+ (H3O+) y el
comportamiento básico al presenciar iones OH- en disoluciones acuosas. Entonces definió
a un ácido como una sustancia que al disolverse en agua produce iones H+ aumentando su
concentración, y determino que una base es aquella sustancia que al disolverse en agua
produce iones OH- aumentando su concentración. Como lo demuestran las reacciones (1) y
(2). HCl(g) + H2O(l) → H+(ac) + Cl-(ac) (1), NH3(g) + H2O(l) → NH4+(ac) + OH-(ac) (2)
(1)
Sin embargo Bronsted y Lowry encontraron limitaciones en las definiciones de Arrhenius
ya que se restringe a disoluciones acuosas y basaron sus conceptos en que las reacciones
ácido-base involucran la transferencia de iones H+ entre sustancias. Por lo que definieron a
un ácido como una sustancia capaz de donar un protón a otra sustancia, y una base como
una sustancia que puede aceptar un protón de otra. De acuerdo al énfasis de los conceptos,
estos aplican para reacciones que no ocurren en agua como lo muestra la siguiente ecuación
(3): NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s) (3) (1)
Los ácidos y bases son compuestos que muestran diferentes fuerzas. Existen los ácidos
fuertes y bases fuertes los cuales se disocian por completo (100%), sin embargo también
existen los ácidos y las bases débiles que solo se disocian parcialmente por lo que se da un
equilibrio en el disolvente, cuyas constantes son conocidas como constante de disociación
acida y básica ( Ka y Kb ).estas constantes son proporcionales a la fuerza ácido/básica y
grado de disociación de la sustancia.(1)
Para cuantificar la fuerza de un ácido se utiliza la escala de pH, definida como pH= log[H+]. Para determinar la fuerza básica de una sustancia se emplea la escala de pOH,
definida como pOH= -log[OH-]. Sin embargo por conveniencia solo se utiliza la escala de
pH. Esta se define entre los valores de 0 a 14 comúnmente, de esta manera, un compuesto
acido tiene un pH entre 0 y 7, uno neutro poseerá un pH de 7 y un compuesto básico entre 7
y 14. (1)
Existen dispositivos como el pH metro que sirve para determinar la acidez de una sustancia
con rapidez y exactitud. También están los indicadores acido-base que son un poco más
imprecisos, estos cambian su color en un ácido o una base de acuerdo al intervalo que
posean.(1) Su uso es de suma importancia en este experimento para demostrar la escala de
pH y su relación con el carácter acido/básico de los compuestos.
SECCIÓN EXPERIMENTAL
Este experimento se realizó de acuerdo al manual de laboratorio de la Universidad de costa
Rica de la Escuela de Química elaborado por Laura Calderón, Andrea Irías, Jorge Aguilar,
Juan Pablo Ramírez, José A. Jerez, Hermes R. Alvarado, Felipe Vinocour para el curso de
Laboratorio de Química General II. No hubo modificaciones del procedimiento descrito en
el manual en este experimento. (2)
RESULTADOS
Cuadro II: Fuerza o intensidad ácida/básica
Sustancia
pH
Color bromotimol
HNO3
1
Amarillo
CH3COOH
7
Verde
NH3
10
Azul
NaOH
14
Azul
Cuadro III: Hidrolisis de Sales
Sustancia
Color bromotimol
NaCl
Azul
Na3PO4
Azul
NH4Cl
Amarillo
CH3COONH4
Verde
Relación
Ácido fuerte
Neutro
Base
Base fuerte
Observación
Cuando el pH ˃ 7.7. Básica
Cuando el pH ˃ 7.7. Básica
Cuando el pH˂ 6.6. Ácida
Cuando el pH =6.6 -7.6. Neutra
Cuadro IV: Determinación ácido/base de sustancias caseras
Sustancia
Color
Gaseosa
Verde
MgCl2
Azul
NaHCO3
Azul
Jugo de limón
Amarillo
Vinagre
Amarillo
Tipo
Neutra
Básica
Básica
Ácida
Ácida
DISCUSIÓN
Mediante el uso de indicador universal en formas de tiras de papel se logró conocer el pH
de las disoluciones del cuadro II, estas tiras de papel contienen una mezcla de indicadores
acido-base. Lo que le permite cubrir toda la escala del pH (1-14) usando diferentes colores
según los niveles de pH de las disoluciones. Al comparar los colores obtenidos con los de
referencia, que aparecen en la caja de este indicador, se determinó que HNO3 es un ácido
fuert, CH3COOH es neutro, NH3 una base débil y NaOH una base fuerte.(1) (3)
Además se utilizó otro indicador conocido como azul de bromotimol que al igual que las
tiras de papel, funciona mediante cambios de color pero en las disoluciones. Al agregar este
indicador en una sustancia con un pH menor a 6,6 esta se tornara amarilla lo cual indica que
es un ácido. Se tornara azul cuando posea un pH mayor 7,6 demostrando que la sustancia es
una base. En una disolución con un pH entre 6,6 y 7,6, al agregar azul de bromotimol se
tornara verde l que quiere decir que es neutra. (1) (3)
También se demostró la existencia del pH en sustancias caseras usadas cotidianamente al
agregar azul de bromotimol y observar los cambios de color obtenidos en cada muestra del
cuadro IV.
CONCLUSIONES
Se considera una sustancia como acido débil cuando posee un pH cercano a 7, lo que causa
una disociación parcial en agua. Cuando tiene un pH cercano a 1 se considera fuerte, por lo
que este se disociara completamente en agua. Por otro lado, una base es débil cuando tiene
un pH cercano a 7 con una disociación parcial y una base fuerte será cuando su pH sea
cercano a 14 provocando que se disocie completamente.
Determinar las constantes de acidez-basicidad, o niveles de pH y pOH es más sencillo
para aquellos que sean ácidos o bases fuertes pues su disociación completa en agua permite
encontrar esos valores de concentraciones. para las sustancias de fuerza de acidez-basicidad
débil se pueden utilizar las constantes de equilibrio y así conseguir la magnitud de acidesbasicidad.
Existen indicadores acido-base a base de colorante vegetal, por ejemplo, al hervir una col
morada se obtiene un indicador el cual presenta una variedad de colores para los diferentes
pH. (3)
El pH está presente en procesos sumamente importantes como el mantenimiento de la
sangre para el buen funcionamiento del sistema circulatorio. (3)
BIBLIOGRAFÍA
1. Brown, T.; LeMay, H.; Bursten,B.; Murphy, J. 2014. Química: La ciencia central, 12a
ed. Editorial Pearson-Prentice Hall, México, D.F.
2. Calderón, L.; Irías, A.; Aguilar, J.; Ramírez, J.; Jerez, J.; Alvarado, H.; Vinocour, F.
Química General II. Manual de laboratorio. Editorial Universidad de Costa Rica: San José
Costa Rica
3. Chang, R.; Goldsby, K. A. 2013. Química, 11a ed. Editorial McGraw-Hill, México, D.F.
4.Ralph H. Petrucci; F. Geoffrey Herring; Jeffry D. Madury; Carey Bissonnette. Química
General. 10 ed.; PEARSON EDUCACIÓN: Madrid, España. 2011,188p.
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